Періодичні властивості атомів

ПОСІБНИК З ХІМІЇ ДЛЯ ВСТУПНИКІВ ДО ВИЩИХ НАВЧАЛЬНИХ ЗАКЛАДІВ

Частина І. ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

Розділ 2. ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН Д. І. МЕНДЕЛЄЄВА І БУДОВА АТОМІВ

§ 2.10. Періодичні властивості атомів

Такі властивості атомів, як розмір, енергія іонізації, спорідненість до електрона, електронегативність, ступінь окиснення, пов’язані з електронною конфігурацією атома. В їх зміні зі збільшенням порядкового номера елемента простежується періодичність.

Атоми не мають чітко визначених меж, що зумовлено хвильовою природою електронів. У розрахунках

користуються так званими ефективними, або уявними, радіусами, тобто радіусами кулеподібних атомів, що зблизилися між собою під час утворення кристала. Звичайно їх обчислюють за рентгенометричними даними.

 Періодичні властивості атомів

Рис. 2.6. Зміна енергії іонізації атома залежно від порядкового номера елемента

Радіус атома – важлива його характеристика. Чим більший атомний радіус, тим слабкіше утримуються зовнішні електрони. І навпаки, зі зменшенням атомного радіуса електрони притягуються

до ядра сильніше.

У періоді атомний радіус взагалі зменшується зліва направо. Це пояснюється збільшенням сил притягання електронів зі зростанням заряду ядра. У підгрупах зверху вниз атомний радіус зростає, оскільки внаслідок додавання додаткового електронного шару збільшується об’єм атома, а значить, і його радіус.

Енергія іонізації – це енергія, необхідна для відривання найслабкіше зв’язаного електрона від атома. Вона звичайно виражається в електрон-вольтах. Внаслідок відривання електрона від атома утворюється відповідний катіон.

Енергія іонізації для елементів одного періоду зростає зліва направо зі збільшенням заряду ядра. В підгрупі вона зменшується зверху вниз внаслідок збільшення відстані електрона від ядра. Зміна енергії іонізації атомів зі збільшенням заряду ядра графічно зображена на рис. 2.6.

Енергія іонізації пов’язана з хімічними властивостями елементів. Так, лужні метали, енергія іонізації яких мала, мають яскраво виражені металічні властивості. Хімічна інертність благородних газів пов’язана з їхніми великими значеннями енергії іонізації. Атоми можуть не тільки віддавати, а й приєднувати електрони. При цьому утворюється відповідний аніон. Енергія, яка виділяється внаслідок приєднання до атома одного електрона, називається спорідненістю до електрона. Звичайно, спорідненість до елек трона, як і енергію іонізації, виражають в електрон-вольтах. Величина спорідненості до електрона відома не для всіх елементів; вимірювати її досить важко. Найбільші значення цих величин мають галогени, в яких на зовнішньому рівні розташовано по 7 електронів. Це свідчить про підсилення неметалічних властивостей елементів у міру наближення до кінця періоду.

Визначення електронегативності дав американський учений Л. Полінг у 1932 р. Він також запропонував і першу шкалу електронегативності. За Полінгом, електронегативність – це здатність атома в сполуці притягувати до себе електрони.

Маються на увазі валентні електрони, тобто електрони, які беруть участь в утворенні хімічного зв’язку. Очевидно, у благородних газів електронегативності немає, оскільки зовнішній рівень у їх атомах завершений і стійкий.

Для кількісної характеристики запропоновано прийняти за міру електронегативності енергію, яка дорівнює арифметичній сумі енергії іонізації атома (l) і спорідненості електрона (E), тобто

X = l + Е, (2.3)

Де X – електронегативність атома, а отже, і елемента.

Як приклад визначимо X для флуору і літію. Із довідкових таблиць знаходимо, що lF = 17,42 еВ, EF = 3,62 еВ, lLі = = 5,39 еВ, ELі = 0,22 еВ (обчислено непрямим способом). Тоді ХF = 17,42 + 3,62 = 21,04 еВ, а ZLі = 5,39 + 0,22 = = 5,61 еВ.

Флуор має найбільше значення l + E, тому він є найбільш електронегативним елементом. Найменші значення електронегативності мають атоми лужних металів.

Звичайно електронегативність літію приймають за одиницю і порівнюють з нею електронегативність інших елементів. Тоді дістають прості й зручні для порівняння величини відносної електронегативності елементів (позначимо її через х):

 Періодичні властивості атомів

Нині широко використовують таблицю відносних електронегативностей, до якої увійшли останні дані про електронну будову атомів і їх радіуси (табл. 2.2).

Таблиця 2.2. Відносні електронегативності елементів

І

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

І

H

2,1

He

II

Li

0,97

Be

1,47

В

2,01

C

2,50

N

3,07

O

3,5

F

4,10

Ne

III

Na

1,01

Mg

1,23

Al

1,74

Si

1,47

P

2,1

S

2,6

Cl

2,83

Ar

К

0,91

Ca

1,04

Sc

1,20

Ті

1,32

V

1,45

Cr

1,56

Mn

1,60

Fe

1,64

Co

1,70

Ni

1,75

IV

Cu

1,75

Zn

1,66

Ga

1,82

Ge

2,02

As

2,20

Se

2,48

Br

2,74

Kr

Rb

0,89

Sr

0,99

Y

1,11

Zr

1,22

Nb

1,23

Mo

1,30

Tc

1,36

Ru

1,42

Rh

1,45

Pd

1,35

V

Ag

1,42

Cd

1,46

In

1,49

Sn

1,72

Sb

1,82

Те

2,01

L

2,21

Xe

Cs

0,86

Ba

0,97

La*

1,08

Hf

1,23

Та

1,33

W

1,40

Re

1,46

Os

1,52

Lr

1,55

Pt

1,44

VI

Au

1,42

Hg

1,44

Ті

1,44

Pb

1,55

Bi

1,67

Po

1,76

At

1,90

Rn

VII

Fr

0,86

Ra

0,97

Ac**

1,00

* Лантаноїди 1,08-1,14

**Актиноїди 1,11-1,2

Слід зазначити, що значення відносних електронегативностей, які приводяться в різних книжках з хімії, дещо відрізняються. Це пояснюється тим, що їх розраховували різними методами, виходячи з певних припущень і догадок.

Зіставляючи значення електронегативностей елементів від францію (0,86) до флуору (4,10) (див. табл. 2.2), легко помітити, що відносна електронегативність підлягає періодичному закону: в періоді вона зростає зі збільшенням номера елемента, в групі – зменшується. Її значення є мірою неметапічності елементів. Очевидно, чим більша відносна електронегативність, тим сильніше елемент виявляє неметалічні властивості.

З табл. 2.2 також видно, що неметали характеризуються великою відносною електронегативністю, а метали – невеликою. Під час хімічної взаємодії елементів електрони зміщуються від атома з меншою до атома з більшою відносною електронегативністю.

Про ступінь окиснення див. § 3.9.




Періодичні властивості атомів